Fisica statistica ed informatica – Cinetica molecolare

COS'È UN GAS?

Con il termine Gas in fisica, si indica uno dei tre diversi stati di aggregazione in cui può presentarsi la materia.

Il Gas possiede una densità inferiore a quella dei liquidi e solidi, è privo di volume definito e si espande rapidamente, riempiendo tutto il volume dei contenitori in cui si trova.

La parte della fisica che studia le variazioni del moto in corrispondenza delle variazioni di temperatura è la termodinamica.

Per studiare il moto delle molecole è stata formulata la cosiddetta: TEORIA CINETICA DEI GAS.

CARATTERISTE DELLE MOLECOLE DEI GAS IDEALI:

Verso la fine del 1800, gli scienziati formularono la teoria sul moto delle molecole in un gas, basandosi sul modello di un gas ideale.

Le molecole di gas prese in esame, hanno le seguenti caratteristiche:

1. Si comportano come masse puntiformi, in continuo ed disordinato movimento.
2. Tra di loro non esercitano attrazioni o repulsioni e per questo

motivo si muovono indipendentemente l'una dall'altra.

Le molecole danno luogo ad urti, tra loro e contro le pareti del recipiente (impulsi), i quali diminuiscono l'energia di ogni singola molecola, ma l'energia media e totale di tutte le molecole rimane costante.

LA LEGGE DI VAN DER WAALS:

• Il comportamento dei gas ideali, discosta notevolmente da quello dei gas reali.
• In luce di queste incongruenze di comportamento, molti studiosi formularono delle teorie che modificavano la legge generale PV= nRT.
• Una legge molto nota è quella di Van der Waals, che si esprime secondo la seguente equazione:

(p + n²a/ V²) (V - nb) = n RT.

INTERPRETAZIONE MICROSCOPICA DELLA LEGGE DI VAN DER WAALS:

• In base alla legge di Van der Waals le molecole, presentano tra loro una interazione, per via di forze che agiscono a corto raggio.
• Da ciò si evince che le molecole sono fortemente repulsive quando sono a breve distanza fra loro.

• Infine, queste forze evidenziate da Van der Waals, sono nulle tra due molecole poste a grande distanza l'una dall'altra.

• A basse temperature, quindi in condizioni di scarsa mobilità molecolare, ad alte pressioni, a volumi ridotti, le molecole di un gas sentono notevolmente le forze attrattive delle altre molecole.
• In questi casi i legami diventano così intensi da far cambiare lo stato del sistema, ovvero si verifica una transizione di fase dallo stato gassoso a quello liquido.
• Van der Waals spiega questo fenomeno, con l'esistenza di un punto critico al di là del quale lo stato gassoso e quello liquido non sono distinguibili.

• Robert Boyle ha dimostrato che, a temperatura costante, la pressione di un gas è proporzionale alla sua densità.
• Jacques Charles e Joseph L.

Gay Lussac mostrarono che la pressione di un gas, quando questo è riscaldato a volume costante, è proporzionale alla temperatura misurata dallo zero assoluto, e la velocità di incremento della pressione è indipendente dal gas esaminato.

Daniel Bernoulli (1738) affermò che quando si aumenta la densità a temperatura costante aumenta il numero delle collisioni e con esso la pressione.

Julius L. Mayer suggerì (1842) che il calore è semplicemente un risultato del moto molecolare; questa equivalenza dell'energia termica e dell'energia cinetica molecolare fu verificata sperimentalmente (1843) da James P. Joule.

Rudolf Clausius mostrò (1857) che, se tutte le molecole si muovono con la stessa velocità v, ma in direzione casuale, la frequenza delle collisioni con la parete si può calcolare statisticamente e la quantità di impulso trasmessa in ogni collisione si può ottenere dalle leggi.

della meccanica classica.

• James C. Maxwell mostrò che le molecole di un gas possiedono velocità differenti; allo scopo di calcolare la loro distribuzione egli usò la teoria delle probabilità.
• Ludwig Boltzmann usò la meccanica classica per porre su una base dinamica più rigorosa i risultati di Maxwell; egli, inoltre, derivò l'equazione che descrive il ritorno allo stato di equilibrio di un gas diluito. L'equazione di Boltzmann è il fondamento della teoria cinetica dei gas.